Oxidens nomenklatur, typer, egenskaber og eksempler

2510
Simon Doyle

Det oxider De er en familie af binære forbindelser, hvor der er interaktioner mellem elementet og ilt. Så et oxid har en meget generel formel af typen EO, hvor E er ethvert element.

Afhængig af mange faktorer, såsom E's elektroniske natur, dens ioniske radius og dens valenser, kan forskellige typer oxider dannes. Nogle er meget enkle, og andre som Pb3ELLER4, (kaldet minium, arcazón eller rød bly) blandes; de er resultatet af kombinationen af ​​mere end et simpelt oxid.

Rød bly, en krystallinsk forbindelse indeholdende blyoxid. Kilde: BXXXD [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) eller CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)], via Wikimedia Commons

Men kompleksiteten af ​​oxider kan gå længere. Der er blandinger eller strukturer, hvor mere end et metal kan gribe ind, og hvor også proportionerne ikke er støkiometriske. I tilfælde af Pb3ELLER4, Pb / O-forholdet er lig med 3/4, hvoraf både tælleren og nævneren er hele tal.

I ikke-støkiometriske oxider er proportionerne decimaltal. E0,75ELLER1,78, er et eksempel på et hypotetisk ikke-støkiometrisk oxid. Dette fænomen forekommer med de såkaldte metaloxider, især med overgangsmetaller (Fe, Au, Ti, Mn, Zn osv.).

Der er dog oxider, hvis egenskaber er meget enklere og differentierbare, såsom ionisk eller kovalent karakter. I de oxider, hvor den ioniske karakter dominerer, vil de være sammensat af kationer E+ og anioner Oto-; og de rent kovalente, enkeltbindingerne (E-O) eller dobbeltbindinger (E = O).

Hvad dikterer den ioniske karakter af et oxid er elektronegativitetsforskellen mellem E og O. Når E er et meget elektropositivt metal, vil EO have en høj ionisk karakter. Mens E er elektronegativ, nemlig et ikke-metal, vil dets oxid EO være kovalent.

Denne egenskab definerer mange andre udstillet af oxider, såsom deres evne til at danne baser eller syrer i vandig opløsning. Herfra kommer de såkaldte basiske og sure oxider. De, der ikke opfører sig som nogen af ​​de to, eller som tværtimod viser begge egenskaber, er neutrale eller amfotere oxider.

Artikelindeks

  • 1 Nomenklatur
    • 1.1 Systematisk nomenklatur
    • 1.2 Bestandsnomenklatur
    • 1.3 Traditionel nomenklatur
  • 2 Typer af oxider
    • 2.1 Grundlæggende oxider
    • 2.2 Syreoxider
    • 2.3 Neutrale oxider
    • 2.4 Amfotere oxider
    • 2.5 Blandede oxider
  • 3 egenskaber
  • 4 Hvordan dannes de??
  • 5 Eksempler på oxider
    • 5.1 Overgangsmetaloxider
    • 5.2 Yderligere eksempler
  • 6 Referencer

Nomenklatur

Der er tre måder at navngive oxider på (som også gælder for mange andre forbindelser). Disse er korrekte uanset den ioniske karakter af EO-oxidet, så deres navne siger intet om dens egenskaber eller strukturer.

Systematisk nomenklatur

Givet oxiderne EO, EtoO, EtoELLER3 og EOto, ved første øjekast er det ikke muligt at vide, hvad der ligger bag deres kemiske formler. Tallene angiver imidlertid de støkiometriske forhold eller E / O-forholdet. Fra disse tal kan de få navne, selvom det ikke er specificeret med hvilken valens det "fungerer" E.

Antallet af atomer for både E og O er betegnet med de græske nummereringspræfikser. På denne måde betyder mono, at der kun er ét atom; di-, to atomer; tri-, tre atomer osv.

Så navnene på de tidligere oxider i henhold til den systematiske nomenklatur er:

-AbeE-oxid (EO).

-Abeoxid af gavE (EtoELLER).

-Trioxid af gavE (EtoELLER3).

-GavE-oxid (EOto).

Anvender derefter denne nomenklatur for Pb3ELLER4, det røde oxid af det første billede, har du:

Pb3ELLER4: tetraoxid af triat føre.

For mange blandede oxider eller med høje støkiometriske forhold er det meget nyttigt at bruge den systematiske nomenklatur til at navngive dem.

Aktienomenklatur

Valencia

Selvom det ikke vides, hvad element E er, er det nok med E / O-forholdet at vide, hvilken valens du bruger i dit oxid. Hvordan? Efter princippet om elektronisk neutralitet. Dette kræver, at summen af ​​ladningerne af ioner i en forbindelse skal være lig med nul.

Dette gøres ved at antage en høj ionisk karakter for ethvert oxid. Således har O ladning -2, fordi det er Oto-, og E skal bidrage med n +, så det neutraliserer de negative ladninger af oxidanionen.

For eksempel arbejder E-atom i EO med valens +2. Hvorfor? Fordi det ellers ikke kunne neutralisere opladningen -2 for den eneste O. For EtoEller E har valens +1, da +2-ladningen skal deles mellem de to E-atomer..

Og i EtoELLER3, De negative ladninger, som O bidrager med, skal beregnes først, da der er tre af dem, så: 3 (-2) = -6. For at neutralisere opladningen -6 kræves, at E'er bidrager med +6, men da der er to af dem, deles +6 med to, hvilket efterlader E med en valens på +3.

Mnemonic regel

O har altid en -2 valens i oxider (medmindre det er et peroxid eller superoxid). En mnemonisk regel til bestemmelse af valens af E består simpelthen i at tage højde for det antal, der ledsager O. På den anden side vil tallet 2 ledsage det, og hvis ikke betyder det, at der var en forenkling.

For eksempel er i EO valensen af ​​E +1, for selvom det ikke er skrevet, er der kun en O. Og for EOto, Da der ikke er nogen 2, der ledsager E, var der en forenkling, og for at den kunne se ud, skal den ganges med 2. Formlen forbliver således som EtoELLER4 og E's valens er derefter +4.

Denne regel mislykkes dog for nogle oxider, såsom Pb3ELLER4. Derfor er det altid nødvendigt at udføre neutralitetsberegninger.

Hvad består det af

Når valensen af ​​E er ved hånden, består bestandsnomenklaturen af ​​at specificere den inden for parentes og med romertal. Af alle nomenklaturer er dette den enkleste og mest nøjagtige med hensyn til oxiders elektroniske egenskaber..

Hvis E derimod kun har en valens (som kan findes i det periodiske system), er det ikke specificeret..

Således kaldes det for oxid EO, hvis E har valens +2 og +3: (navn på E) (II) oxid. Men hvis E kun har valens +2, kaldes dets oxid: oxid af (navn på E).

Traditionel nomenklatur

For at nævne oxiderne skal suffikserne -ico eller -oso føjes til deres latinske navne for de større eller mindre valenser. I tilfælde af at der er mere end to, bruges præfikserne -hypo, for den mindste, og -per, for den største af alle..

F.eks. Fungerer bly med valenser +2 og +4. I PbO har den en valens på +2, så den kaldes: plumbøs oxid. Mens PbOto det hedder: blyoxid.

Og Pb3ELLER4, hvad hedder det ifølge de to foregående nomenklaturer? Det har intet navn. Hvorfor? Fordi Pb3ELLER4 består faktisk af en blanding 2 [PbO] [PbOto]; dvs. det røde faste stof har en dobbelt koncentration af PbO.

Af denne grund ville det være forkert at forsøge at navngive Pb3ELLER4 der ikke består af systematisk nomenklatur eller populær slang.

Typer af oxider

Afhængigt af hvilken del af det periodiske system E er placeret og derfor dets elektroniske natur, kan der dannes en eller anden type oxid. Ud fra dette opstår flere kriterier for at tildele dem en type, men de vigtigste er dem, der er relateret til deres surhed eller basalitet..

Grundlæggende oxider

Basiske oxider er kendetegnet ved at være ioniske, metalliske og vigtigere, generere en basisk opløsning ved opløsning i vand. For at bestemme eksperimentelt, om et oxid er basisk, skal det tilsættes til en beholder med vand og universalindikator opløst i den. Dens farve, inden oxidet tilsættes, skal være grønt, pH-neutralt.

Når oxiden er blevet tilsat til vandet, hvis dens farve skifter fra grøn til blå, betyder det, at pH er blevet basisk. Dette skyldes, at det etablerer en opløselighedsbalance mellem det dannede hydroxid og vandet:

EO (s) + HtoO (l) => E (OH)to(s) <=> OGto+(ac) + OH-(ac)

Selvom oxidet er uopløseligt i vand, opløses kun en lille del for at ændre pH. Nogle basiske oxider er så opløselige, at de danner kaustiske hydroxider, såsom NaOH og KOH. Det vil sige oxiderne af natrium og kalium, NatoO og KtoEller de er meget grundlæggende. Bemærk valensen på +1 for begge metaller.

Syreoxider

Syreoxider er kendetegnet ved at have et ikke-metallisk element, de er kovalente, og derudover danner de sure opløsninger med vand. Igen kan dens surhed kontrolleres med den universelle indikator. Hvis denne gang når du tilsætter oxiden til vandet, bliver dens grønne farve rødlig, så er det en syreoxid.

Hvilken reaktion finder sted? Den næste:

EOto(s) + HtoO (l) => HtoEO3(ac)

Et eksempel på en syreoxid, som ikke er et fast stof, men en gas, er COto. Når det opløses i vand, danner det kulsyre:

COto(g) + HtoO (l) <=> HtoCO3(ac)

Også COto består ikke af anioner Oto- og C-kationer4+, men i et molekyle dannet af kovalente bindinger: O = C = O. Dette er måske en af ​​de største forskelle mellem basiske oxider og syrer.

Neutrale oxider

Disse oxider ændrer ikke den grønne farve af vand ved neutral pH; det vil sige, de danner ikke hydroxider eller syrer i vandig opløsning. Nogle af dem er: NtoELLER, NEJ og CO. Ligesom CO har de kovalente bindinger, der kan illustreres med Lewis-strukturer eller en hvilken som helst bindingsteori.

Amfotere oxider

En anden måde at klassificere oxider på afhænger af, om de reagerer med en syre eller ej. Vand er en meget svag syre (og en base også), så amfotere oxider udviser ikke "deres to ansigter". Disse oxider er karakteriseret ved at reagere med både syrer og baser.

Aluminiumoxid er for eksempel et amfotert oxid. Følgende to kemiske ligninger repræsenterer dets reaktion med syrer eller baser:

TiltoELLER3(s) + 3HtoSW4(ac) => Alto(SW4)3(aq) + 3HtoO (l)

TiltoELLER3(s) + 2NaOH (aq) + 3HtoO (l) => 2NaAl (OH)4(ac)

Alto(SW4)3 er aluminiumsulfatsaltet, og NaAl (OH)4 et komplekst salt kaldet natriumtetrahydroxyaluminat.

Brintoxid, HtoO (vand), er også amfotert, og dette fremgår af dets ioniseringsbalance:

HtoO (l) <=> H3ELLER+(ac) + OH-(ac)

Blandede oxider

Blandede oxider er dem, der består af blandingen af ​​et eller flere oxider i det samme faste stof. Pb3ELLER4 er et eksempel på dem. Magnetit, Fe3ELLER4, det er også et andet eksempel på en blandet oxid. Tro3ELLER4 er en blanding af FeO og FetoELLER3 i 1: 1-forhold (i modsætning til Pb3ELLER4).

Blandinger kan være mere komplekse og dermed skabe et rigt udvalg af oxidmineraler.

Ejendomme

Egenskaberne af oxider afhænger af deres type. Oxider kan være ioniske (E.n+ELLERto-), såsom CaO (Ca.to+ELLERto-) eller kovalent, såsom SOto, O = S = O.

Fra denne kendsgerning og fra elementernes tendens til at reagere med syrer eller baser opsamles et antal egenskaber for hvert oxid..

Ovenstående afspejles også i de fysiske egenskaber såsom smelte- og kogepunkter. Ioniske oxider har tendens til at danne krystallinske strukturer, der er meget modstandsdygtige over for varme, så deres smeltepunkter er høje (over 1000 ° C), mens kovalenter smelter ved lave temperaturer, eller de er endda gasser eller væsker..

Hvordan dannes de?

Kilde: Pete via Flickr

Oxider dannes, når grundstoffer reagerer med ilt. Denne reaktion kan forekomme ved simpel kontakt med iltrige atmosfærer eller kræver varme (såsom en lysere flamme). Det vil sige, at når man brænder en genstand, reagerer den med ilt (så længe den er til stede i luften).

Hvis du f.eks. Tager et stykke fosfor og placerer det i flammen, brænder det og danner det tilsvarende oxid:

4P (s) + 5Oto(g) => P4ELLER10(s)

Under denne proces kan nogle faste stoffer, såsom calcium, brænde med en lys, farverig flamme..

Et andet eksempel opnås ved at brænde træ eller et organisk stof, der har kulstof:

C (s) + Oto(g) => COto(g)

Men hvis der ikke er tilstrækkelig ilt, dannes CO i stedet for COto:

C (s) + 1 / 2Oto(g) => CO (g)

Bemærk hvordan C / O-forholdet tjener til at beskrive forskellige oxider.

Eksempler på oxider

Kilde: Af Yikrazuul [Public domain], fra Wikimedia Commons

Det øverste billede svarer til strukturen af ​​kovalent oxid ItoELLER5, den mest stabile form for jod. Bemærk deres enkelt- og dobbeltbindinger samt de formelle ladninger af I og oxygener på deres sider..

Halogeneroxiderne er karakteriseret ved at være kovalente og stærkt reaktive, da sådanne er tilfældene med OtoFto (F-O-O-F) og OFto (F-O-F). Chlordioxid, ClOto, for eksempel er det det eneste kloroxid, der syntetiseres i industriel målestok.

Da halogener danner kovalente oxider, beregnes deres "hypotetiske" valenser på samme måde gennem princippet om elektronisk neutralitet..

Overgangsmetaloxider

Ud over halogenoxiderne er der overgangsmetaloxider:

-CoO: cobalt (II) oxid; koboltoxid; u koboltmonoxid.

-HgO: kviksølv (II) oxid; kviksølvoxid; u kviksølvmonoxid.

-AgtoO: sølvoxid; sølvoxid; eller diplomatmonoxid.

-AutoELLER3: guld (III) oxid; aurisk oxid; eller diotrioxid.

Yderligere eksempler

-BtoELLER3: boroxid; boroxid; eller diborontrioxid.

-CltoELLER7: chloroxid (VII); perchloroxid; dichlorheptoxid.

-NO: nitrogenoxid (II); Nitrogenoxid; nitrogenmonoxid.

Referencer

  1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (fjerde udgave). Mc Graw Hill.
  2. Metal og ikke-metaloxider. Hentet fra: chem.uiuc.edu
  3. Gratis kemi online. (2018). Oxider og ozon. Hentet fra: freechemistryonline.com
  4. Toppr. (2018). Enkle oxider. Hentet fra: toppr.com
  5. Steven S. Zumdahl. (7. maj 2018). Oxid. Encyclopediae Britannica. Hentet fra: britannica.com
  6. Kemi LibreTexts. (24. april 2018). Oxider. Hentet fra: chem.libretexts.org
  7. Quimicas.net (2018). Eksempler på oxider. Gendannet fra: quimicas.net

Endnu ingen kommentarer